Cloro

Cloro.

 Elemento gassoso di colore giallo-verde, con simbolo Cl, peso atomico 35,45 e numero atomico 17. Il cloro naturale è una miscela di due isotopi, rispettivamente di massa 35 (75,4%) e 37 (24,6%). Il cloro venne ottenuto per la prima volta nel 1774 da Scheele, che lo produsse facendo reagire l'acido cloridrico con il biossido di manganese e ne descrisse le principali proprietà, senza però riconoscerne la natura di elemento, come invece fece nel 1809 Davy. Data la sua elevata reattività, il cloro si rinviene libero in natura solo eccezionalmente e in tracce nelle esalazioni di alcuni vulcani. Sotto forma di cloruro, in particolare di cloruro di sodio, esso costituisce lo 0,045% in peso della litosfera. I principali minerali del cloro sono il salgemma, la silvite, la carnallite, il sale ammonico, che si trovano spesso associati insieme alla calcite e al gesso nei grandi giacimenti di origine evaporitica. Il cloro è inoltre presente negli organismi animali e vegetali. In laboratorio il cloro elementare si può preparare facendo reagire l'acido cloridrico con ossidanti diversi, come il biossido di manganese nel vecchio metodo di Scheele, il permanganato di potassio o il cosiddetto cloruro di calce:

Il cloro così ottenuto può essere purificato ed essiccato lavandolo con acido solforico concentrato, nel quale esso è praticamente insolubile. Da oltre un secolo la produzione del cloro è una delle tecnologie chimiche fondamentali; la sua importanza si è ancora accresciuta negli ultimi decenni con il diffondersi nell'uso prima dei solventi organici clorurati come la trielina e il tetracloruro di carbonio e poi dei polimeri clorurati come in particolare il cloruro di polivinile. Il processo fondamentale per la produzione di cloro è attualmente l'elettrolisi delle soluzioni acquose di cloruro di sodio, che si effettua con il metodo delle celle cloro-soda a diaframma e oggi prevalentemente con il metodo detto delle celle a mercurio e all'amalgama. Nelle diverse versioni di quest'ultimo processo, la soluzione di cloruro di sodio viene sottoposta a elettrolisi tra un catodo di mercurio e un anodo di grafite o di magnetite: all'anodo gli ioni cloruro Cl– cedono la loro carica negativa convertendosi in c. libero che si sviluppa allo stato gassoso, mentre al catodo gli ioni Na+ si scaricano fornendo atomi di sodio che con il mercurio che costituisce il catodo formano un amalgama di sodio diluito. Questo viene estratto di continuo dalla cella di elettrolisi e decomposto con acqua attraverso la reazione
 
che forma idrossido di sodio e idrogeno libero. In definitiva, dall'elettrolisi si ottengono così c., idrossido di sodio (soda caustica) e idrogeno.
Del c. sono noti i composti con tutti gli elementi eccetto che con i gas nobili. La maggior parte di tali composti si può ottenere per combinazione diretta degli elementi; fanno eccezione i composti del c. con l'ossigeno.
Biochimica
Il c. è un normale costituente dei tessuti animali e vegetali. Particolarmente ricche di c. sono le piante marine, come pure le piante terrestri che crescono in vicinanza del mare. Il c. si riscontra invece in concentrazioni modeste nei vegetali d'alta montagna, forse per il basso contenuto di cloruri delle acque. Anche i Funghi contengono elevate quantità di c. sotto forma di cloruro di potassio. Tra gli organismi animali i più ricchi di c. sono i Pesci e gli Invertebrati marini. Nei tessuti umani il c. è presente in gran parte come cloruro di sodio; il sangue contiene 300 mg di c. per 100 g, mentre 2 g di c./litro sono contenuti nel succo gastrico sotto forma di acido cloridrico.
Farmacologia
Per le sue proprietà ossidanti e denaturanti delle proteine il c. è un tipico veleno del protoplasma e possiede in particolare un'intensa azione battericida. A eccezione dei germi acido-resistenti (p. es. bacillo tubercolare), i microrganismi vengono distrutti già a concentrazioni di 0,1-0,25 parti di c. per milione. Il c. gassoso viene pertanto adoperato per purificare l'acqua delle piscine (0,2-0,3 mg/litro), mentre le sue soluzioni acquose sature sono utilizzate per la disinfezione di latrine, deiezioni, ecc. L'impiego del c. elementare è tuttavia fortemente limitato dalla scarsa maneggevolezza e dall'azione irritante e corrosiva a carico dei tessuti. Si preferiscono pertanto i derivati inorganici e organici i quali, posti in soluzione, liberano lentamente l'alogeno. L'azione germicida di questi composti viene definita in base al valore percentuale del “c. disponibile�, cioè in rapporto alla misura nella quale liberano in soluzione il c. nascente. I principali cloroderivati inorganici ad azione antisettica sono l'ipoclorito di sodio e l'ipoclorito di calcio. Il primo viene spesso adoperato in soluzione acquosa allo 0,5% (liquido di Carrel-Dakin) per detergere e disinfettare ferite o piaghe suppurate. L'ipoclorito di calcio è troppo irritante per essere applicato sulla cute e sulle mucose; viene invece largamente adoperato per disinfettare e deodorare locali infetti, fogne, pozzi neri, latrine, ecc., grazie anche al suo prezzo modesto. Tra i derivati organici che possiedono l'azione battericida del c. vi sono le clorammine, sostanze che esercitano azione antisettica fino a diluizioni di 1:10.000. Le clorammine sono meno attive degli ipocloriti, ma hanno azione più prolungata, irritano meno i tessuti e mantengono per lungo tempo il loro potere ossidante, per cui possono essere preparate e conservate in tavolette da sciogliersi nell'acqua al momento dell'uso. Una clorammina di largo impiego è la tosilclorammide o diclorina, polvere bianco-giallastra con debole odore di c., contenente il 13% di c. disponibile. Per la sua ottima tollerabilità si adopera in soluzione acquosa allo 0,25-0,5% come disinfettante chirurgico. Viene anche incorporata in unguenti e polveri aspersorie, o usata per la sterilizzazione dell'acqua potabile (20 mg/litro). La clorammina T o euclorina è una polvere gialla, poco solubile in acqua, contenente il 30% di c. disponibile; ha azione più protratta della tosil-clorammide. Trova impiego specialmente in odontoiatria in soluzione di olio di paraffina. Un ottimo sterilizzante dell'acqua potabile è l'halazone o acido diclorammido-solfobenzoico, usato a concentrazioni di 4-8 mg/litro.
 
Tossicologia
A causa del largo impiego del c., non sono rari gli avvelenamenti, provocati in molti casi dall'inalazione del gas, che è pericoloso già alla concentrazione di 1:10.000 e letale in pochi minuti alla concentrazione di 1:1000. L'inalazione del c. provoca intenso spasmo della laringe e dei bronchi, tosse, dolore e sensazione di bruciore al petto e un penoso senso di soffocamento. Nelle gravi intossicazioni compaiono in seguito edema polmonare, cianosi, disturbi respiratori e insufficienza cardiocircolatoria. Per la sua forte tossicità il c. è stato usato nella I guerra mondiale come aggressivo chimico (gas a cloro).